- •5. Периодическая система элементов д.И. Менделеева. Основные свойства атомов (радиус, энергия ионизации, сродство) и закономерности их изменения в группах и периодах. Периодический закон.
- •6. Понятие о валентных электронах и валентности. Определение валентности атомов s-, p-, d-, f- элементов в возбужденном и невозбужденном состоянии (на примерах) Валентность элементов II периода.
- •8. Основные характеристики химической связи (длина, энергия, валентный угол). Свойства ионной связи, свойства ковалентной связи. Виды химической связи на примере молекул NaCl, o2, nh3, khco3.
- •14. Понятие о фазах. Фазовые равновесия. Правило фаз. Описание фазовой диаграммы состояния воды.
- •15. Предмет термодинамики. Термодинамические системы, их классификация. Процессы. Понятие о функциях состояния системы Теплота и работа. Внутренняя энергия и энтальпия. Первый закон термодинамики.
- •16. Тепловой эффект реакций. Термохимические уравнения. Закон Гесса в термохимических расчетах (на примерах).
- •17. Энтропия как функция состояния системы II и III законы термодинамики. Способы определения изменения энтропии в ходе химических реакций. Изменение энтропии при фазовых переходах.
- •19. Понятие о скорости и механизмах химический реакции. Закон действия масс для гомо- и гетерогенных систем, площади поверхности раздела фаз.
- •20. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Энергетические диаграммы хода экзо- и эндотермической реакции.
- •21. Катализ: виды, механизмы. Особенности каталитических процессов. Энергетические диаграммы каталитической и некаталитической реакции.
- •22. Химическое равновесие, его признаки. Константа равновесия для гомо- и гетерогенных реакций (на примерах). Зависимость константы равновесия от температуры.
- •23. Влияние изменения концентрации веществ, температуры, давления и объема системы, катализаторов на химическое равновесие и константу равновесия. Принцип Ле-Шателье (на примерах).
- •25. Способы выражения концентрации растворов (массовая доля, молярная доля, титр, молярная концентрация, нормальная концентрация).
- •28. Свойства истинных растворов. Способы выражения концентрации: массовая доля, молярная, молярная эквивалента, титр, моляльная, мольная доля, взаимосвязь между концентрациями.
- •29. Растворы электролитов. Механизмы электролитической диссоциации веществ с ионной и ковалентной полярной связью. Ступенчатая диссоциация.
- •30. Растворы слабых электролитов. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
- •32.Кислотно-основные свойства веществ с точки зрения электролитической диссоциации. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксидный показатели. Индикаторы.
- •36. Общие закономерности электрохимических процессов. Возникновение электродного потенциала. Шкала стандартных электродных потенциалов. Типы электродов.
- •38. Гальванические элементы: условия работы. Эдс и напряжение. Способы расчета эдс. Устройство гальванического элемента Даниэля-Якоби, схема его работы, электродные процессы, токообразующая реакция.
- •43. Электролиз солей (на примере электролиза раствора соли с растворимым анодом). Схема электролиза. Последовательность электродных процессов.
- •44. Количественные закономерности электролиза (законы Фарадея, выход по току). Поляризация при электролизе (на примере электролиза водного раствора сульфата калия на никелевых электродах).
- •51. Аккумуляторы: виды, устройство, принцип работы, уравнения процессов при заряде и разрядке, достоинства и недостатки (на примере кислотных и щелочных аккумуляторов).
- •52. Химические источники тока. Марганцево-цинковый первичный элемент: устройство, уравнения процессов, достоинства и недостатки.
19. Понятие о скорости и механизмах химический реакции. Закон действия масс для гомо- и гетерогенных систем, площади поверхности раздела фаз.
Скор-ть х.р.- изм-е кол-ва в-ва реагента или продукта за определен пром времени. Мех-м р-и-сов-ть и посл-ть стадий сложного процесса. З-н Гультберга и Ваагале-Действ масс: скорость химической р-и прямо-пропорциональна произведению концентраций реагирующих в-в в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в простейшем случае. V=kSпов-тиCa, V=kCaCb. k – константа скорости р-и, зависит от природы, t, катализатора. a,b – частные порядки р-и(порядки по в-ву), (a+b) – общий порядок реакции. Влияние факторов: – природы реагирующих в-в Различие в силе кислоты делает отличной скорость выделения водорода. – концентрации, Кроме того, существует классификация по молекулярности: молекулярность определяется числом одновременных столкновений молекул. Выше 3 не бывает, если коэффициент больше, значит р-я идет сложным путем. – температуры, определяется 2мя закономерностями: приближенной и точной. Концентрации твердых в-в в кинетическое ур-е не входят. В-ва, ослабляющие действие катализатора – каталитические яды. В-ва, замедляющие скорость р-и – ингибиторы.
20. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Энергетические диаграммы хода экзо- и эндотермической реакции.
Приближенная – правило Вант-Гоффа: При повышении Т на каждые 10° скорость хим.р-и увеличивается в 2÷4 раза. γ – температурный коэффициент р-и, показывает изменение скорости р-и при изменении Т только на 10°. V=V*γ^{(t2-t1)/10} Для биологических объектов γ=7-8 – изменение Т сильно влияет на состояние сист-мы.
Точную зависимость влияния Т на скорость р-и дает уравнение Аррениуса. k=z*p*e^(-Ea/RT) k-константа скорости р-и, Z-число столкновений молекул, p-стехиометрический фактор, учитывающий благоприятную ориентацию молекул, e-основание натурального логарифма, Ea-энергия активации, R-универсальная газовая постоянная, T-температура. Установлено, что в 1 см3 газа в минуту происходит ≈1028столкновений. При таком числе любая р-я мгновенная→не каждое столкновение ведет к взаимодействию, тогда Сванте Аррениус с предложил понятие Еа – энергия, необходимая для взаимодействия молекул, избыточная энергия по сравнению со средней. Снизить энергию активации → увеличить скорость р-и.
21. Катализ: виды, механизмы. Особенности каталитических процессов. Энергетические диаграммы каталитической и некаталитической реакции.
Катализатор – в-во изменяющее скорость хим.р-и и к концу процесса остающееся неизменным. Ускорение р-и при применении катализатора идет за счет снижения энергии активации. Установлено, что для гомогенной р-и процесс становится последовательным. А+В=АВ – реакция идет медленно, 1) А+кат→Акат 2) Акат +В→АВ+кат – реакция идет быстро. Высокой селективностью(избирательностью) обладают биологические катализаторы – ферменты. Для гетерогенного катализа(в разных фазах в-во и катализатор) – механизм иной. Существует несколько теорий, но главным во всех теориях является 5 стадий процесса: 1) Подвод в-ва к пов-ти катализатора. 2) Сорбция(поглощение) в-ва на пов-ти катализатора. 3) Р-я на пов-ти, р-я на активных центрах катализатора. 4) Десоббция(выход) продукта с пов-ти. 5) Отвод продукта от катализатора вглубь. Каталитич яды – замедл действие катализатора. Ингибиторы – замедляют скорость р-и.